Билет 19
1. Условия равновесия систем с хим р-ми. Константа равновесия и изменение эн Гиббса хим р-ии, их вычисление в идеальной и реальной системах. Смещение хим равновесия, определение направления процесса в системе заданного состава
Большинство хим р-ий не протекает до конца. Реакции, которые могут одновременно протекать и в прямом и обратном направлении наз обратимыми:
H2+I2
2HI
В ходе прямой реакции концентрации исходных веществ непрерывно падают, а концентрация продукта возрастает. Хим равновесием наз такое состояние системы, когда в ней протекают два противоположно направленных химических процесса с одинаковой скоростью. Константа равновесия равна соотношению констант прямой и обратной реакции:
K=
=C2HI/(C
H2
C
I2)
Для необратимых реакций (протекающих до конца) К→∞, поскольку равновесная концентрация продуктов намного превышает концентрацию исходных веществ. Если К→0, то это свидетельствует о практически полном отсутствии взаимодействия в прямом направлении. Процесс называется равновесным, если в прямом и обратном направлении проходит через одни и те же состояния бесконечно близкие к равновесию. Работа равновесного процесса имеет максимальную величину по сравнению с неравновесными процессами и называется максимальной работой.
Если равновесный процесс протекает в прямом, а затем в обратном направлении так, что не только система, но и окружающая среда возвращается в исходное состояние и в результате процесса не остается никаких изменений во всех участвовавших в процессе телах, то процесс называется обратимым.
Обратимый процесс – такая же абстракция, что и идеальный газ.
Крайние случаи необратимых процессов : переход энергии от горячего тела к холодному в форме теплоты при конечной разнице температур, переход механической работы в теплоту при трении, расширение газа в пустоту, диффузия, взрывные процессы, растворение в ненасыщенном растворе.
Эти необратимые процессы идут самопроизвольно без воздействия извне и приближают систему к равновесию
Энергия Гиббса (изобарно-изотермичесий потенциал):
ΔG=ΔH-TΔS
Условием принципиальной возможности протекания процесса является:
ΔG<0
.Самопроизвольно протекают те реакции, если энергия Гиббса в конечном состоянии меньше, чем в исходном. Увеличение эн Гиббса свидетельствует о невозможности самопроизвольного осуществления процесса в данных условиях. Если же ΔG=0 то система находится в состоянии химического равновесия..
Константа хим равновесяи зависит от природы реагентов и от температуры. Она связана с изменением эн Гиббса:
ΔG0= -RTlnK
Это уравнение позволяет по величине эн Гиббса вычислять К. а затем и равновесные концентрации.
Состояние хим равновесия сохраняется при данных условиях любое время. При изменении же условий равновесие нарушается:
-- если находящаяся в равновесии система подвергается внешенему воздействию, равновесие смещается в таком направлении, которое способствует ослаблению этого воздействия (принцип Ле-Шателье).
2. Периодичность изменения хим св-в э-тов и образуемых ими соединений. Валентность и степень окисления.
Все свойства элементов, определяемые электронной оболочкой атома, закономерно изменяются по периодам и группам ПС. При переходе от одного элемента к другому в группах и подгруппах наблюдается более или менее выраженное закономерное изменение свойств. Энергия ионизации I это количество энергии, необходимое для отрыва электрона от невозбуждённого атома. Наименьшей энергией ионизации обладают s-элементы I группы, наибольшей s и p VII. Такое возрастание обусловливается возрастанием эффективного заряда ядра. Наряду с максимумами и минимумами на кривой зависимости есть и слабо выраженные из-за:
-- эффекта экранирования заряда ядра, обусловленным наличием в атоме между данным электроном и ядром других электронов, которые экранируют, ослабляют воздействие на этот электрон положительного заряда ядра и тем самым ослабляют его связь с ядром. Экранирование возрастает с увеличением внутреннего числа слоёв;
--эффект проникновения электронов к ядру обусловлен тем, что все электроны даже внешние определённое время находятся в области, близкой к ядру. Поэтому можно сказать, что внешние электроны проникают к ядру через слои внутренних. Вследствие более глубокого проникновения s-электроны в большей степени экранируют ядро, чем р-электроны, а последние сильнее чем d-электроны.
Уменьшение энергии ионизации в подгруппах s и р-элементов объясняется усиливающимся экранированием заряда ядра электронами. Повышение же энергии ионизации в подгруппах d-элементов можно объяснить эффектом проникновения электронов к ядру.
Сродство к электрону ( энергия присоединения электрона к нейтральному атому) наибольшее у р-элементов VII группы. Наименьшее и даже отрицательное имеют атомы с конфигурацией s2( Be Mg Zn) s2p6(Ne Ar Kr) и с наполовину заполненным р-подслоем(N P As).
Электроотрицателность в периодах увеличивается, а в подгруппах уменьшается.
Атомные и ионные радиусы в периодах по мере увеличения заряда ядра в общем уменьшаются, только у d и f-элементов наблюдается более плавное уменьшение радиусов. В подгруппах радиусы однотипных элементов в общем увеличиваются. Увеличение атомных и ионных радиусов в подгруппах элементов в основном отвечает переходу от элемента 4-го к Эл-ту 5-го периода. Соответствующие же радиусы d-элементоа 5-го и 6-го периодов данной подгруппы примерно одинаковы. Это объясняется тем, что увеличение радиусов за счёт возрастания числа Эл слоёв при перех от 5-го к 6-му периоду компенсируется f-сжатием, вызванным заполнением 4f-подслоя у f-элементов 6-го.
Валентность это свойство атома данного элемента присоединять или замещать определенное число атомов другого элемента. Поэтому мерой валентности явл число хим связей, образуемым данным атомом с др атомами. Т.о. вал-ть хим эл-та это способность к образованию хим связей.
Степень окисления это эл заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения, что соединение состоит из ионов. В простейших ковалентных соединениях значение положительной степени окисления элемента соответствует числу оттянутых от атома связывающих Эл пар, а величина отрицательной степ ок-я числом притянутых эл пар. Использование понятия степени окисления для характеристики состояния элемента в большинстве соединений чисто условно и не отвечает действительному характеру и степени поляризации атомов. Так и в HCl и в NaCl степень окисления хлора -1, тогда как на самом деле поляризация его атома в этих соединениях различна.